溶液中的四大平衡

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溶液中的四大平衡

溶液中的四大平衡一、弱电解质的电离平衡1．HClO是比H2C03更弱的酸，反应：Cl2+H20 HCl+HCl0达到平衡后，要使HClO浓度增加，可以加入( )A．NaOH B．HCl C．CaCO3(固) D．H2O2．体积相同，c(H+)相同的盐酸和醋酸跟足量的Na2C03反应后，产生CO2气体的量( )A．盐酸的比醋酸的多B．盐酸的比醋酸的少 C．二者相等 D．无法比较3．现有H+离子浓度相同的醋酸和盐酸，分别用蒸馏水稀释至原体积的m倍和n倍，稀释后两溶液的H+离子浓度仍旧相等，则m和n的关系是( )A．m>n B．m = n C．m<n D．无法确定4.下列事实中一定不能证明CH3COOH是弱电解质的是( )①常温下某CH3COONa溶液的pH=8 ②用CH3COOH溶液做导电实验，灯泡很暗③等pH等体积的盐酸、CH3COOH溶液和足量锌反应，CH3COOH放出的氢气较多④0.1mol·L1-CH3COOH溶液的pH=2.1 ⑤CH3COONa和H3PO4反应，生成CH3COOH⑥0.1mol·L1-的CH3COOH溶液稀释至100倍，pH<3A、②B、②⑤C、①③⑤D、③④⑤⑥5下列关于电解质的叙述正确的是( )A．氯化钠溶液在电流作用下电离成钠离子和氯离子B．溶于水后能电离出氢离子的化合物都是酸C．硫酸钡难溶于水，但硫酸钡属强电解质D．CO2溶于水能部分电离，故CO2属于弱电解质6.一定量的盐酸跟过量的铁粉反应时，为了减缓反应速率，且不影响生成氢气的总量，可向盐酸中加入适量的( )A．NaOH固体B．H2O C．NH4Cl D．CH3COONa7.分别在pH=1的酸和pH=13的NaOH溶液中加入足量的铝，放出H2的量前者多，其原因可能是( )①两溶液的体积相同，酸是多元强酸②两溶液的体积相同，酸是一元弱酸③酸溶液的体积大于NaOH 溶液的体积④酸是强酸，浓度比NaOH溶液大A、①②B、②C、②③D、④二、水的电离平衡8、室温下，在pH＝12的某溶液中，由水电离的c(OH-)为( )A．1.0×10-7 mol·L-1B．1.0×10-6 mol·L-1C．1.0×10-2 mol·L-1D．1.0×10-12 mol·L-19、若溶液中由水电离产生的c（OH－）＝1×10－14mol·L－1，满足此条件的溶液中一定可以大量共存的离子组是( )A Al3＋Na＋NO3－Cl－B K＋Na＋Cl－NO3－C K＋Na＋Cl－AlO2－D K＋NH＋4SO42－NO3－10．在25℃时，pH都等于10的KOH溶液与CH3COOK溶液中水的电离度比较( )A. 相等B. 前者比后者大C. 后者比前者大D. 两者都比纯水电离度小11.下列溶液：①pH=0的盐酸；②0.5mol·L1-的盐酸；③0.1mol·L1-的NH4Cl溶液；④0.1mol的NaOH 溶液。

2011复习-溶液中的四大平衡-配位

（四）配位平衡
2. 价键理论
配位单元构型与中心原子杂化方式及配位数之间的关系配位数 2 3 4 5 6 7 中心原子杂化类型 sp杂化 sp2杂化 sp3杂化 dsp2杂化 sp3d杂化或dsp3杂化 sp3d2杂化或d2sp3杂化 sp3d3杂化空间构型直线形平面三角形四面体平面四边形三角双锥八面体五角双锥配离子举例 [Ag(NH3)2]+ [Cu(CN)3]2 [Zn(NH3)4]2+ [PtCl4]－ [Fe(CO)5] [Fe(CN)6]3 [ZrF7]3
（四）配位平衡
4. EDTA滴定 EDTA常用H4Y表示，这种酸在水中溶解度很小，22℃时每100mL水中仅溶解0.02g，难溶于酸和有机溶剂，易溶于NaOH 或氨水生成盐。在配位滴定中，用的是其二钠盐Na2H2Y· 2H2O，它在水中有较大的溶解度， 22℃时每100 mL 水可溶解
11.1 g，此溶液浓度约为0.3 mol· L1，pH约为4.4。
以金属离子浓度的负对数 –lg[M] (pM) 为纵坐标，以滴定分数T 为横坐标。随着EDTA的滴入，溶液中金属离子浓度逐渐减少，pM 逐渐增大，便可得到EDTA 滴定的曲线。
（四）配位平衡
4. EDTA滴定
影响EDTA滴定曲线突跃的因素： ●溶液pH对滴定突跃的影响：在浓度一定的条件下，随着pH的增大，Y(H)减小， K'MY 增大，滴定曲线的后半部分升高，滴定突跃范围增大。如上页中不同pH条件下EDTA滴定Ca2+的曲线图。 ●在K'MY一定的条件下，金属离子[M]的初始浓度越大，pM越小，滴定曲线的前半部分越低，滴定突跃范围增大。
（四）配位平衡

化学中的四大平衡

化学中的四大平衡在化学中，平衡是一个重要的概念。

平衡是指在一定条件下，化学反应中反应物和生成物的浓度或者物质的状态保持稳定的状态。

化学中有四种主要的平衡，即动态平衡、酸碱平衡、氧化还原平衡和离子平衡。

一、动态平衡动态平衡是指在一个封闭系统中，反应物和生成物之间的反应速率相等，虽然反应仍在进行，但是总体上看起来没有变化。

这是因为在反应物转化为生成物的同时，生成物又会转化为反应物，反应物和生成物的浓度保持不变。

这种平衡是一种动态的平衡，反应仍在进行，但是总体上看起来没有变化。

动态平衡的一个典型例子是水的自离解反应。

水分子可以自发地分解成氢离子和氢氧根离子，也可以反应生成水分子。

在一定条件下，这个反应会达到一个平衡状态，水分子的分解和生成速率相等，水的pH值保持在中性。

二、酸碱平衡酸碱平衡是指在溶液中酸和碱之间的反应达到平衡的状态。

酸和碱是一对互为共轭的物质，具有相互转化的能力。

在酸碱平衡中，酸和碱之间会发生中和反应，生成盐和水。

酸碱平衡的一个重要应用是在生理体液中的维持。

人体的血液和细胞液都必须保持一定的酸碱平衡，即pH值在一定范围内。

这是因为酸碱平衡影响着生物体内许多生理过程的进行，如酶的催化作用、细胞膜的通透性等。

三、氧化还原平衡氧化还原平衡是指在化学反应中，物质发生氧化和还原反应，同时电子的转移保持平衡。

氧化是指物质失去电子，还原是指物质获得电子。

氧化还原反应是一种常见的化学反应类型，常见的有金属与非金属氧化物反应、金属与酸反应等。

氧化还原平衡在生物体内也起着重要的作用。

例如，呼吸过程中，氧气被还原为水，同时葡萄糖被氧化释放能量。

这是一个复杂的氧化还原反应链，其中涉及多种酶的催化作用。

四、离子平衡离子平衡是指在溶液中，正离子和负离子的浓度保持稳定的状态。

在溶液中，离子会相互吸引形成盐晶体，同时也会发生离解反应，使离子浓度保持平衡。

离子平衡在生物体内起着重要的作用。

例如，细胞内外的离子平衡是维持细胞正常功能的重要因素。

高考题型突破7水溶液中四大平衡常数的综合应用2025年高考化学一轮复习

高考题型突破7水溶液中四大平衡常数的综合应用要点归纳1．四大平衡常数的比较常数符号适用体系影响因素表达式水的离子积常数K w任意水溶液温度升高K w增大K w＝c(OH－)·c(H＋)电离常数酸K a弱酸溶液升温，K增大HA H＋＋A－，电离常数K a＝c(H＋)·c(A－)c(HA)碱K b弱碱溶液BOH B＋＋OH－，电离常数K b＝c(B＋)·c(OH－)c(BOH)盐的水解常数K h盐溶液升温，K h增大A－＋H2O OH－＋HA，水解常数K h＝c(OH－)·c(HA)c(A－)溶度积常数K sp难溶电解质溶液升温，大多数K sp增大M m A n的饱和溶液：K sp＝c m(M n＋)·c n(A m－)提醒：①四大平衡的基本特征相同，包括逆、动、等、定、变，其研究对象均为可逆变化过程。

②溶解平衡有放热反应、吸热反应，升高温度后K sp可能变大，也可能变小；而电离平衡、水解平衡均为吸热过程，升高温度K a(或K b)、K h均变大。

2．四大平衡常数的关系(1)一元弱酸一元强碱盐：K h＝K w/K a。

(2)多元弱酸一元强碱盐(如Na2CO3)：K h1＝K w/K a2K h2＝K w/K a1。

(3)一元强酸一元弱碱盐：K h＝K w/K b。

(4)多元弱碱一元强酸盐，如氯化铁：Fe3＋(aq)＋3H2O(l)Fe(OH)3(s)＋3H＋(aq)K h＝c3(H＋)/c(Fe3＋)。

将K3w＝c3(H＋)·c3(OH－)与K sp＝c(Fe3＋)·c3(OH－)两式相除，消去c3(OH－)可得K h＝K3w/K sp。

3．四大平衡常数的应用(1)判断平衡移动的方向(2)如将NH3·H2O溶液加水稀释，c(OH－)减小，由于电离平衡常数为c(NH＋4)·c(OH－) c(NH3·H2O)，此值不变，故c(NH＋4)c(NH3·H2O)的值增大。

2011复习-溶液中的四大平衡-沉淀

第三部分溶液中的四大平衡
（二）沉淀平衡
溶解度s(mol· L1)和溶度积(Ksp)的换算
Ksp= [A+]· [B]=s2
Ksp= [A2+]· [B]2 =s· (2s)2 =4s3
Ksp= [A3+]· [B]3 =s· (3s)3 =27s4 Ksp= [A2+]3· [B3]2 =(3s)3· (2s)2 =108s5
要在中性或弱碱性介质（pH6.5~10.5）中进行。因为在酸
性溶液中不生成 Ag2CrO4沉淀。
Ag2CrO4(s) + H+
配合物。
2Ag+ + HCrO4－
◆ 若在强碱性或氨性介质中，AgNO3会被分解或与氨形成
（二）沉淀平衡
Ksp 越小，
滴定突跃范围越大
K sp Mg(OH)2 [Mg 2+ ] [NH 3 H 2O]2 [OH ]2 K 2 + 2 2 [NH 4 ] [OH ] K b 衡
银量法可分为：
●莫尔法， K2CrO4 ●佛尔哈德法，铁铵矾FeNH4(SO4)2 ●法扬司法，吸附指示剂(有机染料,荧光黄) ◆ 以K2CrO4为指示剂，用AgNO3滴定Cl¯ (或Br¯ )的反应需
lgKӨ = rGmӨ 2.303· RT （6-11）
（二）沉淀平衡
影响沉淀溶解平衡的因素 1.同离子效应与盐效应对沉淀溶解的影响 2. 酸度的影响 3. 分步沉淀
4. 沉淀的转化
5. 沉淀的溶解
2 2 [SO4 ] [SO4 ] [Ba2 ] Ksp (BaSO4 ) K 2 2 2 [CO3 ] [CO3 ] [Ba ] Ksp (BaCO3 )

快速突破溶液中的“四大平衡”

｛高考高参｝快速突破溶液中的“四大平衡”●安徽安庆望江县第二中学　江已舒安徽省滁州二中高中部　王叶梅（一）四大平衡相同点1.都有可逆性。

所有的平衡都建立在“可逆反应”的基础上，这四种平衡分别对应着一种可逆变化。

2.都可以用勒夏特列原理来解释。

当只改变体系中的一个条件时，平衡向能够减弱这种改变的方向移动。

（二）四大平衡不同点（三）对比表格，正确理解平衡之别1.以AgCl （s＋（aq ）＋Cl －（aq ） ΔH>0为例，2.四大平衡常数的比较（一）弱电解质的电离平衡考向1：溶液的酸碱性及pH 的计算【典例1】将pH ＝1的盐酸平均分成两份，一份加入适量水，另一份加入与该盐酸物质的量浓度相同的适量NaOH 溶液，pH 都升高了1，则加入的水与NaOH 溶液的体积比为（　）A.9B.10C.11D.12【答案】C【解析】将pH ＝1的盐酸加适量水，pH 升高了1，说明所加的水的体积是原溶液体积的9倍；另1份加入与该盐酸物质的量浓度相同的适量NaOH 溶液后，pH 升高了1，则有10-1×1-10-1·x =10-2·（1+x ），解得x =9—11，则加入的9—=11∶1。

广义的化学平衡包括电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡以及狭义的化学平衡。

这四种平衡被称为四大化学平衡。

四大化学平衡是中学化学知识结构的核心内容之一，而有关这些平衡的试题在近几年的高考中出现的频率较高，逐渐成为高考的热点，考生在复习时需要给予足够的重视。

本文将对水溶液中的四大平衡进行类比分析和解读。

一、分析平衡，理清关系　二、把握命题考向，掌握解题金钥匙　｛高考高参｝考向2：电离平衡常数的计算和应用【典例2】下列关于一定温度、一定浓度的氨水的说法正确的是（　）A. NH 3·H 2O 的电离达到平衡的标志是溶液呈电中性B.c (NH 4+)————————c (H +)·c (NH 3·H 2O)是个常数C.氨水促进了水的电离D.c (NH 4+) + c (H +)=c (NH 3·H 2O) + c (OH -)【答案】B【解析】溶液在任何情况下均呈电中性，A 项错误；设NH 3·H 2O 的电离常数为K b ，则K b =c (NH 4+)·c (OH -)———————c (NH 3·H 2O)，而K W =c (H +)·c (OH -)，两式相比得K b⸺K W =c (NH 4+)————————c (H +)·c (NH 3·H 2O)，因为K b 、K W 为常数，故c (NH 4+)————————c (H +)·c (NH 3·H 2O)为常数，B 项正确；NH 3·H 2O 电离出OH -，抑制了水的电离，C 项错误；根据溶液中的电4+) + c (H +)=c (OH -)，D项错误。

电解质溶液中四大平衡常数的比较及应用

l
pH＝９．
平衡曲线如图１所示,若
A 点表示２５ ℃ 时水的电
离达平衡时的离子浓度,
３
３,
９)．
pH 的范围是[
４)
Ka、
Kw、
K h、
Ksp间的综合应用
B 点表示１００ ℃ 时水的
电离达平衡时的离子浓
度．
在 B点所在曲线对应

的温度下,将０
３＋
３
(
K w)
c３(
OH－ )两式相除,消去c３(
OH－ )得 Kh＝
．
Ksp
d)M(
OH)
Ksp、
Kw、
pH 间的关系是
n 悬浊液中,
－
c(
OH ) n

Ksp＝c(Mn＋ )
cn (
OH－ )＝
c(
OH－ )＝
n
cn＋１(
OH－ ) １ K w n＋１
＝ ( －pH ) ．
n
n １０
e)沉淀转化常数 K 与 Ksp的关系,如
５×１０－１７
＝
≈４
７×１０－７．
－＝
AgCl) １．
c(
Cl ) Ksp(
８×１０－１０
(
２)依题意知 Ks (
５６
８．
０×１０－３８
,
c３(
OH－ ),
Fe３＋完全沉淀时 c３ (
OH－ )＝
１０－５
L－１ ,
则c(
OH－ )＝２×１０－１１mo
３Mg(
OH)
s)＋２Fe３＋ (
aq)⇌

快速突破溶液中的“四大平衡”

快速突破溶液中的“四大平衡”●安徽安庆望江县第二中学　江已舒安徽省滁州二中高中部　王叶梅（一）四大平衡相同点1.都有可逆性。

所有的平衡都建立在“可逆反应”的基础上，这四种平衡分别对应着一种可逆变化。

2.都可以用勒夏特列原理来解释。

当只改变体系中的一个条件时，平衡向能够减弱这种改变的方向移动。

广义的化学平衡包括电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡以及狭义的化学平衡。

这四种平衡被称为四大化学平衡。

本文将对水溶液中的四大平衡进行类比分析和解读。

二、把握命题考向，掌握解题金钥匙　考向2：电离平衡常数的计算和应用【典例2】下列关于一定温度、一定浓度的氨水的说法正确的是（　）A. NH 3·H 2O 的电离达到平衡的标志是溶液呈电中性B.c (NH 4+)————————c (H +)·c (NH 3·H 2O)是个常数C.氨水促进了水的电离D.c (NH 4+) + c (H +)=c (NH 3·H 2O) + c (OH -)【答案】B【解析】溶液在任何情况下均呈电中性，A 项错误；设NH 3·H 2O 的电离常数为K b ，则K b =c (NH 4+)·c (OH -)———————c (NH 3·H 2O)，而K W =c (H +)·c (OH -)，两式相比得K b⸺K W =c (NH 4+)————————c (H +)·c (NH 3·H 2O)，因为K b 、K W 为常数，故c (NH 4+)————————c (H +)·c (NH 3·H 2O)为常数，B 项正确；NH 3·H 2O 电离出OH -，抑制了水的电离，C 项错误；根据溶液中的电4+) + c (H +)=c (OH -)，D项错误。

中学化学中的“四大平衡”

(3)电离平衡常数电离平衡常数对于一元弱酸HA： ①对于一元弱酸：HA c(H＋)·c(A－) ( ( . c(HA) ( ) 对于一元弱酸BOH：BOH ②对于一元弱酸： c(OH－)·c(B－) ( ( K＝ . ＝ c(BOH) ( ) B＋＋OH－，平衡常数 H＋＋A－，平衡常数＝平衡常数K＝
注意：同一个反应中，反应物可以是多种，注意：同一个反应中，反应物可以是多种，但不同反应物的转化率可能不同；增大一种反应物的浓度，应物的转化率可能不同；增大一种反应物的浓度，可以提高其他反应物的转化率．以提高其他反应物的转化率．工业生产中常常提高廉价原料的比例，从而增大其他原料的利用率．价原料的比例，从而增大其他原料的利用率．
能够水解的盐类，能够水解的盐类，溶液中的包括强碱弱酸盐、包括强碱弱酸盐、溶液中的难溶弱电解质强酸弱碱盐及弱电解质酸弱碱盐
溶液中的氯化醋酸溶液、碳酸钠、氯化铁、工业合醋酸溶液、碳酸钠、氯化铁、硫酸钡、举例银、硫酸钡、成氨氨水等醋酸铵等氢氧化铁等
2．产生原因及影响因素不同．中学化学中的四种平衡产生的原因不同，中学化学中的四种平衡产生的原因不同，影响它们的因素也不完全相同．因素也不完全相同． (1)化学平衡化学平衡可逆反应中，正反应和逆反应同时进行，可逆反应中，正反应和逆反应同时进行，只是在达到平衡前，正反应速率大于逆反应速率，平衡前，正反应速率大于逆反应速率，当这个可逆反应进行到正反应速率与逆反应速率相等时，应进行到正反应速率与逆反应速率相等时，反应物与生成物浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡生成物浓度不再改变，达到表面上静止的一种平衡状态”，这就是化学反应所能达到的限度同条件下同条件下，状态，这就是化学反应所能达到的限度(同条件下，反应物的转化率最大)．影响这种平衡的因素有温度、反应物的转化率最大．影响这种平衡的因素有温度、压强、反应物及生成物的浓度等．压强、反应物及生成物的浓度等．

水溶液中的四大平衡,沉淀溶解平衡,弱电解质的电离平衡,水的电离平衡,盐类的水解平衡

水溶液中的四大平衡知识网络：水溶液中的三大守恒规律：物料守恒、电荷守恒、质子守恒（氢离子的得失守恒）。

例1.（2016海南）向含有MgCO3固体的溶液中滴加少许浓盐酸（忽略溶液体积变化），下列数值变小的是（A）A.c(CO32−)B.c(Mg2+)C.c(H+)D. MgCO3的沉淀溶解平衡常数例2.常温下，将一定浓度的盐酸和醋酸加水稀释，溶液的导电能力随溶液体积变化的曲线如图所示。

下列说法正确的是（）A.两溶液稀释前的浓度相同B.a、b、c三点溶液的pH由大到小顺序为a>b>cC.a点的K w值比b点的K w值大D.a点水电离的n(H＋)大于c点水电离的n(H＋)例3.已知温度为T 时，水的离子积常数为K w ，该温度下，将浓度为a mol·L －1的一元酸HA 与b mol·L －1的一元碱BOH 等体积混合，可判定该溶液呈中性的依据是（）A.a ＝bB.混合溶液的pH ＝7C.混合溶液中，c (H ＋)＝K w mol·L －1D.混合溶液中，c (H ＋)＋c (B ＋)＝c (OH －)＋c (A －)例4.化学在日常生活和生产中有着重要的应用，下列说法不正确的是（B ）A.明矾水解形成的Al(OH)3胶体能吸附水中悬浮物，可用于水的净化B.某雨水样品采集后放置一段时间，pH 由4.68变为4.28，是因为溶液中的SO 2－3水解C.将饱和FeCl 3溶液滴入沸水中可制备Fe(OH)3胶体，利用的是盐类水解原理D.纯碱溶液呈碱性的原因是CO 2－3＋H 2OHCO －3＋OH －变式训练：1.（2016上海）能证明乙酸是弱酸的实验事实是（B ）A.CH 3COOH 溶液与Zn 反应放出H 2B.0.1mol/L CH 3COONa 溶液的pH 大于7C.CH 3COOH 溶液与NaCO 3反应生成CO 2D.0.1 mol/L CH 3COOH 溶液可使紫色石蕊变红2.（2016全国）下列有关电解质溶液的说法正确的是（ D ） A.向0.1mol CH 3COOH 溶液中加入少量水，溶液中减小 B.将CH 3COONa 溶液从20℃升温至30℃，溶液中增大 C.向盐酸中加入氨水至中性，溶液中 D.向AgCl 、AgBr 的饱和溶液中加入少量AgNO 3，溶液中不变3.已知pH ＝2的两种一元酸x 和y ，体积均为100 mL ，稀释过程中pH 与溶液体积的关系如图所示。

溶液反应中的四大平衡

[H ][OH ] Ka [H2O]
水是弱电解质，则H+和OH-的浓度都很低，故 [H2O]可视为定值，有[H+][OH-]=Ka[H2O] = Kw
Kw——水的离子积常数，室温取Kw=1×10-14 严格地说：水的离子积常数是T 的函数，
见P320表6-1。但水溶液中，H+和OH-的离子浓度之积在一定温度下为一确定值。 ★ 水溶液的酸碱性 Arrhenuis酸碱理论：
质和中强电解质。严格地说，强电解质的电离度一般也达不到100%，因为，只要不是极稀溶液，离子间的静电引力就不可忽略，使带不同电性的离子形成“离子对”，这些“离子对” 未形成“离子对”的单个离子间建立动平衡：
AmDn ==== mAn+ + nDm- ——电离平衡
平衡常数：
Ka

a a m n An Am aAmDn
Kb

x'( x' y) c0 x'

x' y c0 x'

x'
K b c0 Kb y

Kb y
c0
离子效应的应用很多，如利用同离子效应控制
反应条件，配制缓冲溶液，等等。
☆ 缓冲溶液
能抵抗少量强酸或强碱，而保持溶液pH基本不变的溶液，一般由弱酸-弱酸盐或弱碱-弱碱盐组
成，如HAc-NaAc，NH3-NH4Cl， H2CO3-NaHCO3 ， NaH2PO4-Na2HPO4 ， H3PO4-NaH2PO4等等。对弱酸-弱酸盐缓冲液，如HAc-NaAc，加入少量酸(浓度为z)，则Ac-将与酸中的H+结合成HAc，使Ac-的浓度降低 z，而HAc的浓度增加z。

四大平衡总结

发进行
§3电解池
电能转化为化学能，外界能量推动
§4金属的电化学腐蚀与防护
V．煅烧FeCO3，得到Fe2O3固体已知：NH4HCO3在热水中分解。
……
（2）II中，需加一定量硫酸，运用化学平衡原理简述硫
酸的作用；
（3）写出III中生成的FeCO3离子方程式。
4. 勒夏特列原理的综合应用（图像题）
（2011安徽）电镀废液中Cr2O72-可通过下列反应转化成铬黄（PbCrO4）： Cr2O72-(aq)+2Pb2+(aq)+H2O(l) 2PbCrO4(s)+2H+(aq) ΔH< 0 该反应达平衡后，改变横坐标表示的反应条件，下列示意图正确的是（ A ）
月考第15题D选项。
二、考查重点
1. 平衡的建立和平衡判据平衡的本质：v正=v逆，各物质浓度保持不变。反应过程中一直改变的物理量不再变化时，说明反应达到平衡。恒容或恒压条件下，密度和平均摩尔质量。
2. 溶液中离子浓度的比较例：向0.1mol/L NaOH溶液中逐滴滴加0.1mol/L CH3COOH溶液，比较各种离子浓度的大小。抓住主要过程，充分利用守恒。
应用生成溶解转化
溶度积
§2 水的电离和溶液
的酸碱性
综合运用
水是极弱电解质→
水(稀溶液)离子积为
常数→稀溶液酸碱性
及表示方法pH→pH
应用
§3 盐类的水解水的电离平衡
＋弱电解质的生成→盐类水解→水解的应用(平衡移动)
第四章电化学基础
电化学基础
氧化还原反应
§1原电池 §2化学电源
化学能转化为电能，自
室温时，0.1mo1/L某一元酸HA在水中有0.1％发生电离，下列叙述错误的是（ B ） A. 该溶液的pH=4 B. 升高温度，溶液的pH增大 C. 此酸的电离平衡常数约为1×10-7 D. HA电离出的c(H+)约为水电离出的c(H+)的106倍

四大平衡

平衡浓度/ (mol· -1) L H2S 0.100–x H+ x+y + HS－ x-y + HS－ x– y H+ x+y S2－ y
最简式
例 3%的甲酸的密度= 1.0049 g/ cm3，其pH = 1.97，问稀释多少倍后，甲酸溶液的电离度增大为稀释前的 10倍？分析：由甲酸的密度和溶质质量分数可求出甲酸的物质的量的浓度；由pH值可求出[H+]，再由物质的量浓度和[H+]，就可求出甲酸稀释前的电离度α1。稀释后的电离度为10α1，但浓度变化不影响电离常数，则可由稀释前后不同浓度数值所表达的电离常数，求出稀释前后浓度的比值，即为所要稀释的倍数。 117.8
1-1-6 酸碱平衡
一元弱酸
起始浓度平衡浓度 c c-[H3O+]
Ki 与α 都能说明弱电解质的解离程度；但α 与c有关，Ki 与c无关。
A(aq) + H3O+(aq) 0 [A] = [H3O+] 0 [H3O+] (忽略水的电离)
HA(aq) + H2O(l)
或：
c(1-α）
cα
Ka
2
cα
( c )
2
若(c)/Ki ≧500, 1-α≈1
[H3O+]2 Ka= ————— ≈ [H3O+]2 c-[H3O+]

c (1 )

c
2
1
c
2
[H 3O ]
[ H 3O ]

Ka
K a 4K ac 2
近似式 (c/Ka>500）
K a c c
H2O + NH3 ＝ NH4+ + OHHAc + H2O ＝ H3O+ + AcAl(H2O)63+ + H2O ＝ H3O+ + Al(H2O)5(OH) 2+

化学管理--水溶液中的四大平衡

c0
0
0
c0－cHAc
cH+
cAc-
KaccH 0ccA Hc
c2 H
c0cH
cHKa
Ka24Kac0 2
KaΘ是酸式电离平衡常数
根据电离度的定义式，也可将KaΘ表示如下：
HAc === H+ + Ac-
t = 0 时 c0
0
0
平衡时 c0(1－α)
c0α
c0α
Ka
2 1
c0
1
K
a
c0
cH c0
[
cIn c
[
c HIn c
]
]
cIn (紫红色) cHIn(无色)
Ka cH
c
酸碱指示剂的变色范围肉眼能观察到颜色变化的pH值范围
[HIn]:[In-] = 1中间颜色，此点称为理论变色点 [HIn]:[In-] ≥ 10 无色（酸色） [HIn]:[In-] ≤ 10 紫红色（碱色）
酸碱指示剂的变色范围：
pOHpKb
lgc0,(碱) c(盐)
例题：缓冲溶液的组成是1.00mol·L-3的NH3·H2O和 1.00mol·L-3的NH4Cl，求： 1）缓冲溶液的pH值； 2 ）将 1.0cm31.00mol·L-3NaOH 溶液加入到 50.0cm3 该缓冲溶液中引起的pH值变化； 3）将同量的NaOH加入到50.0Cm3纯水中引起的pH 值变化。
(一 ). 电离平衡与酸碱平衡
电表示弱电解质的电离程度 (α)
离度
α = 已电离的电解质浓度 ×100%
电解质的原始浓度
弱电解质AmDn的电离反应：
AmDn == mAn+ + nDm-

高二化学四大平衡知识点

高二化学四大平衡知识点在高二化学学习中，四大平衡知识点是必不可少的。

这四大平衡知识点分别是：酸碱平衡、氧化还原反应、物质的溶解度与离子产生、气体的溶解度。

首先，酸碱平衡是化学中的一项重要知识点。

酸碱平衡是指当酸和碱混合时，生成盐和水的化学反应过程。

酸和碱在水溶液中可以通过离子的形式存在，酸可以释放出氢离子（H+），碱可以释放出氢氧根离子（OH-）。

当酸和碱反应时，氢离子和氢氧根离子结合生成水，同时生成盐。

酸碱反应过程中，溶液中的pH值会发生变化，pH值越低表示酸性强，越高表示碱性强。

其次，氧化还原反应也是化学中的重要平衡知识点。

氧化还原反应是指物质在化学反应中失去或获得电子的过程。

在氧化还原反应中，有一种物质会被氧化，失去电子，称为氧化剂；另一种物质会被还原，获得电子，称为还原剂。

在这个过程中，氧化和还原是相互关联、相互作用的，成为了一个平衡反应。

第三，物质的溶解度与离子产生也是化学中的重要平衡知识点。

溶解度是指在一定温度下，单位溶剂中能溶解的最大溶质质量。

不同物质的溶解度是有差异的，这与物质的结构和性质有关。

在一些情况下，溶解度会受到温度、压强和溶质溶剂之间的相互作用影响。

另外，当物质在水中溶解时，会生成离子，这种现象被称为离子产生。

离子产生与物质溶解度紧密相关，我们可以通过了解离子产生来推测物质的溶解度。

最后，气体的溶解度也是高二化学中的重要平衡知识点。

气体的溶解度是指气体在液体或固体溶剂中溶解的程度。

溶解度与温度、压强、溶剂特性和气体性质等因素有关。

根据亨利定律，气体溶解度与气体压强成正比。

另外，气体的溶解度通常随着温度的升高而下降，这也是大家常见的原理。

综上所述，高二化学中的四大平衡知识点包括酸碱平衡、氧化还原反应、物质的溶解度与离子产生以及气体的溶解度。

理解这些知识点对于深入学习化学以及解决实际问题具有重要意义。

希望同学们在学习化学的过程中能够注重理论知识的积累，并通过实践与实验加深对这些平衡知识点的理解与应用。